Prawo Avogadro i jego konsekwencje w chemii. Najważniejsze stanowisko w chemii
Przeczytaj także
Lekcja poświęcona jest badaniu prawa Avogadra, które dotyczy tylko substancji gazowych i pozwala porównać liczbę cząsteczek w porcjach substancji gazowych. Dowiesz się, jak na podstawie tego prawa wyciągnąć wnioski na temat składu cząsteczek gazu i zapoznać się z modelami cząsteczek niektórych substancji.
Temat: Wstępne pomysły chemiczne
Lekcja: Prawo Avogadro. Skład cząsteczek
W ciała stałe w porównaniu z cieczami, a zwłaszcza gazami, znajdują się w nich cząstki materii bliski związek, na krótkich dystansach. W substancjach gazowych odległości między cząsteczkami są tak duże, że interakcja między nimi jest praktycznie wyeliminowana.
Ryż. 1. Modele budowy materii w różnych stanach skupienia
W przypadku braku interakcji między cząsteczkami ich indywidualność nie pojawia się. Oznacza to, że możemy założyć, że odległości między cząsteczkami w dowolnych gazach są takie same. Ale pod warunkiem, że gazy te znajdują się w tych samych warunkach - przy tym samym ciśnieniu i temperaturze.
Ponieważ odległości między cząsteczkami gazu są równe, oznacza to, że równe objętości gazów zawierają taką samą liczbę cząsteczek. Założenie to przyjął w 1811 roku włoski naukowiec Amedeo Avogadro. Następnie jego założenie zostało udowodnione i nazwane prawem Avogadra.
Avogadro wykorzystał swoją hipotezę do wyjaśnienia wyników eksperymentów z substancjami gazowymi. W procesie rozumowania był w stanie wyciągnąć ważne wnioski na temat składu cząsteczek niektórych substancji.
Rozważmy wyniki eksperymentów, na podstawie których Avogadro potrafił modelować cząsteczki niektórych substancji.
Już to wiesz, kiedy przeszedłeś przez wodę prąd elektryczny, woda rozkłada się na dwie substancje gazowe - wodór i tlen.
Przeprowadzimy doświadczenie dotyczące rozkładu wody w elektrolizerze. Kiedy prąd elektryczny przepływa przez wodę, na elektrodach zaczną wydzielać się gazy, które wypierają wodę z probówek. Gazy okażą się czyste, ponieważ w probówkach wypełnionych wodą nie ma powietrza. Co więcej, objętość uwolnionego wodoru będzie 2 razy większa niż objętość uwolnionego tlenu.
Jaki wniosek wyciągnął z tego Avogadro? Jeśli objętość wodoru jest dwukrotnie większa od objętości tlenu, wówczas powstaje również 2 razy więcej cząsteczek wodoru. Dlatego w cząsteczce wody na każde dwa atomy wodoru przypada jeden atom tlenu.
Rozważmy wyniki innych eksperymentów, które pozwalają nam przyjąć założenia dotyczące struktury cząsteczek substancji. Wiadomo, że w wyniku rozkładu 2 litrów amoniaku powstaje 1 litr azotu i 3 litry wodoru (rys. 2).
Ryż. 2. Stosunek objętości gazów biorących udział w reakcji
Z tego możemy wywnioskować, że w cząsteczce amoniaku znajdują się trzy atomy wodoru na atom azotu. Ale dlaczego w takim razie reakcja wymagała nie 1 litra amoniaku, ale 2 litrów?
Jeśli skorzystamy z modeli cząsteczek wodoru i amoniaku zaproponowanych przez D. Daltona, otrzymamy wynik sprzeczny z eksperymentem, ponieważ Z 1 atomu azotu i trzech atomów wodoru otrzymasz tylko 1 cząsteczkę amoniaku. Zatem zgodnie z prawem Avogadra objętość rozłożonego amoniaku w tym przypadku będzie równa 1 litrowi.
Ryż. 3. Objaśnienie wyników eksperymentów z punktu widzenia teorii D. Daltona
Jeśli założymy, że każda cząsteczka wodoru i azotu składa się z dwóch atomów, wówczas model nie będzie sprzeczny wynik eksperymentu. W tym przypadku z dwóch cząsteczek amoniaku powstaje jedna cząsteczka azotu i trzy cząsteczki wodoru.
Ryż. 4. Model reakcji rozkładu amoniaku
Rozważmy wyniki innego eksperymentu. Wiadomo, że gdy 1 litr tlenu oddziałuje z 2 litrami wodoru, powstają 2 litry pary wodnej (ponieważ reakcję prowadzi się w temperaturze wyższej niż 100 C). Jaki wniosek można wyciągnąć na temat składu cząsteczek tlenu, wodoru i wody? Zależność tę można wyjaśnić, zakładając, że cząsteczki wodoru i tlenu składają się z dwóch atomów:
Ryż. 5. Model reakcji wodoru z tlenem
Z dwóch cząsteczek wodoru i 1 cząsteczki tlenu powstają 2 cząsteczki wody.
1. Zbiór problemów i ćwiczeń z chemii: klasa VIII: do podręcznika P.A. Orzhekovsky i inni „Chemia, klasa 8” / P.A. Orżekowski, N.A. Titow, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.
2. Ushakova O.V. Zeszyt ćwiczeń do chemii: klasa 8: do podręcznika P.A. Orżekowski i inni „Chemia. 8. klasa” / O.V. Ushakova, PI Bespałow, PA Orżekowski; pod. wyd. prof. rocznie Orzhekovsky – M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 26-27)
3. Chemia: klasa 8: podręcznik. dla edukacji ogólnej instytucje / P.A. Orżekowski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§11)
4. Encyklopedia dla dzieci. Tom 17. Chemia / Rozdział. wyd.V.A. Wołodin, wed. naukowy wyd. I.Leenson. – M.: Avanta+, 2003.
Dodatkowe zasoby internetowe
1. Ujednolicony zbiór cyfrowych zasobów edukacyjnych ().
2. Elektroniczna wersja czasopisma „Chemia i Życie” ().
Praca domowa
1. s. 67 nr 2 z podręcznika „Chemia: 8 klasa” (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).
2. №45 ze Zbioru zadań i ćwiczeń z chemii: klasa VIII: do podręcznika P.A. Orzhekovsky i inni „Chemia, klasa 8” / P.A. Orżekowski, N.A. Titow, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.
2.6. Prawo Avogadro(A. Avogadro, 1811)
Zawierają równe objętości gazów (V) w tych samych warunkach (temperatura T i ciśnienie P). ten sam numer Cząsteczki.
Wniosek z prawa Avogadra: jeden mol dowolnego gazu w tych samych warunkach zajmuje tę samą objętość.
W szczególności w normalnych warunkach, tj. w temperaturze 0°C (273K) i
101,3 kPa, objętość 1 mola gazu wynosi 22,4 litra. Objętość ta nazywana jest objętością molową gazu Vm.
Zatem w normalnych warunkach (n.s.) objętość molowa dowolnego gazu Vm= 22,4 l/mol.
Prawo Avogadra stosuje się w obliczeniach substancji gazowych. Przy ponownym obliczaniu objętości gazu z warunków normalnych na dowolne inne, łącznie prawo gazowe Boyle-Mariotte i Gay-Lussac:
gdzie P o , V o , T o to ciśnienie, objętość gazu i temperatura w normalnych warunkach (P o = 101,3 kPa, T o = 273 K).
Jeżeli znana jest masa (m) lub ilość (n) gazu i konieczne jest obliczenie jego objętości, lub odwrotnie, należy skorzystać z równania Mendelejewa-Clapeyrona: PV = n RT,
gdzie n = m/M jest stosunkiem masy substancji do jej masy molowej,
R jest uniwersalną stałą gazową równą 8,31 J/(mol H · K).
Kolejny ważny wniosek wynika z prawa Avogadro: stosunek mas równych objętości dwóch gazów jest dla tych gazów wartością stałą. Ta stała wartość nazywana jest gęstością względną gazu i oznaczana jest jako D. Ponieważ objętości molowe wszystkich gazów są takie same (pierwsza konsekwencja prawa Avogadro), stosunek mas molowych dowolnej pary gazów jest również równy temu stały:
gdzie M 1 i M 2 są masami molowymi dwóch substancji gazowych.
Wartość D wyznacza się eksperymentalnie jako stosunek mas równych objętości badanego gazu (M 1) i gazu odniesienia o znanej masie cząsteczkowej (M 2). Korzystając z wartości D i M 2, możesz znaleźć masę molową badanego gazu: M 1 = D × M 2.
6. Zastosowanie prawa Avogadro. Objętość molowa
Ponieważ równe objętości gazu zawierają tę samą liczbę cząsteczek, to masy cząsteczek są proporcjonalne do gęstości gazów.
Gęstość gazu to masa jednego litra gazu w temperaturze 0°C i pod ciśnieniem 760 mm rtęć(gęstość tlenu - 1,429). Metodami fizycznymi można to bardzo dokładnie ustalić (zwłaszcza jeśli określa się masę cząsteczkową substancji, która nie została jeszcze zbadana) w ten sposób: przy odpowiednim ciśnieniu i temperaturze określa się objętość zajmowaną przez określoną ilość wagową badanej substancji; temperaturę i ciśnienie przelicza się na 0°C i 760 mmHg, a z otrzymanej objętości i masy oblicza się gęstość gazu lub substancji w stanie gazowym.
Jeżeli znany jest ciężar właściwy gazu lub substancji w stanie gazowym, to zgodnie z zależnością:
obliczyć, że masa cząsteczkowa substancji badanej wynosi:
tj. masa cząsteczkowa gazu lub substancji w stanie gazowym wynosi środek ciężkości gaz lub substancja w stanie gazowym pomnożona przez liczbę 22,41.
Ponieważ to równanie jest ważne we wszystkich przypadkach, wynika z tego, że gram cząsteczka lub mol każdego gazu, tj. objętość molowa każdego gazu
Gram cząsteczka lub mol każdego gazu lub substancji w stanie gazowym zajmuje tę samą objętość w tej samej temperaturze i ciśnieniu. W normalnych warunkach 0°C i ciśnienie 760 mm Hg. Sztuka. objętość ta wynosi 22,41 litra.
Ryż. 5. W normalnych warunkach (0°C i ciśnienie 760 mm Hg wszystkie gazy zajmują objętość równą 22,41 litra (objętość molowa)
Obliczenia stechiometryczne opierają się na objętości molowej gazu i równaniach molekularnych, w których masy gazów przeliczane są na ich objętość.
Oblicz, ile litrów tlenu otrzymasz w wyniku rozkładu 250 g HgO i jaką objętość tlen zajmie w normalnych warunkach(0°C i ciśnienie 760 mm).
Aby obliczyć, należy użyć równania molekularnego, ponieważ wskazuje ono stosunki objętości:
od 432,32 g HgO otrzymujesz 32 g tlenu (22,41 litra)
od 250 gr HgO będzie to x g tlenu × litry
Przykłady praw Avogadra
Rozwiązywanie problemów >> Mol. Prawo Avogadra. Objętość molowa gazu
Od 1961 roku nasz kraj wprowadził Międzynarodowy System Jednostek Miar (SI). Za jednostkę ilości substancji przyjmuje się mol. Kret - ilość substancji w układzie zawierającym określoną liczbę cząsteczek, atomów, jonów, elektronów lub innych jednostki strukturalne, ile ich zawiera się w 0,012 kg izotopu węgla 12C. Liczbę jednostek strukturalnych zawartych w 1 molu substancji Na a (liczba Avogadra) określa się z dużą dokładnością; w praktycznych obliczeniach przyjmuje się, że jest to równe 6,02 * 10 23 cząsteczek (mol-1).
Łatwo wykazać, że masa 1 mola substancji (masa molowa), wyrażona w gramach, jest liczbowo równa względnej masie cząsteczkowej tej substancji, wyrażonej w atomowych jednostkach masy (amu). Na przykład względna masa cząsteczkowa tlenu (Mg) wynosi 32 amu, a masa molowa (M) wynosi 32 g/mol.
Zgodnie z prawem Avogadro równe objętości dowolnych gazów pobranych w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem zawierają tę samą liczbę cząsteczek. Innymi słowy, ta sama liczba cząsteczek dowolnego gazu zajmuje tę samą objętość w tych samych warunkach. Jednocześnie 1 mol dowolnego gazu zawiera taką samą liczbę cząsteczek. W rezultacie w tych samych warunkach 1 mol dowolnego gazu zajmuje tę samą objętość. Objętość ta nazywana jest objętością molową gazu (V®) i w normalnych warunkach (0°C = 273 K, ciśnienie 101,325 kPa = 760 mm Hg = 1 atm) wynosi 22,4 dm3. Objętość zajmowaną przez gaz w tych warunkach jest zwykle oznaczana przez Vo, a ciśnienie przez Po.
Zgodnie z prawem Boyle’a-Mariotte’a, w stałej temperaturze ciśnienie wytworzone przez daną masę gazu jest odwrotnie proporcjonalne do objętości gazu:
Po / P 1 = V 1 / Vo lub PV = stała.
Zgodnie z prawem Gay-Lussaca przy stałym ciśnieniu objętość gazu zmienia się wprost proporcjonalnie temperatura absolutna(T):
V 1 / T 1 = Vo / To lub V / T = const.
Zależność między objętością gazu, ciśnieniem i temperaturą można wyrazić ogólnym równaniem łączącym prawa Boyle'a-Mariotte'a i Gay'a-Lussaca:
PV / T = PoVo / To, (*)
gdzie P i V to ciśnienie i objętość gazu w danej temperaturze T; Po i Vo to ciśnienie i objętość gazu w normalnych warunkach (norma). Powyższe równanie pozwala znaleźć dowolną ze wskazanych wielkości, jeśli inne są znane.
W temperaturze 25°C i pod ciśnieniem 99,3 kPa (745 mm Hg) określony gaz zajmuje objętość 152 cm3. Znajdź jaką objętość zajmie ten sam gaz w temperaturze 0°C i pod ciśnieniem 101,33 kPa?
Podstawiając te problemy do równania (*) otrzymujemy: Vo = PVTo / ТPo = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 cm3.
Wyraź masę jednej cząsteczki CO2 w gramach.
Masa cząsteczkowa CO2 wynosi 44,0 amu. Dlatego masa molowa CO2 wynosi 44,0 g/mol. 1 mol CO2 zawiera 6,02 * 10 23 cząsteczek. Stąd znajdujemy masę jednej cząsteczki: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31 * 10 -23 g.
Określ objętość, jaką zajmie azot o masie 5,25 g w temperaturze 26 °C i pod ciśnieniem 98,9 kPa (742 mm Hg).
Określamy ilość N2 zawartego w 5,25 g: 5,25 / 28 = 0,1875 mol, V = 0,1875 * 22,4 = 4,20 dm3. Następnie uzyskaną objętość doprowadzamy do warunków określonych w zadaniu: V = PoVoT / PTo = 101,3 * 4,20 * 299 / 98,9 * 273 = 4,71 dm3.
Prawo Avogadro
W 1811 roku Avogadro wysunął hipotezę, że równe objętości wszystkich gazów o tej samej temperaturze i ciśnieniu zawierają tę samą liczbę cząsteczek. Hipoteza ta stała się później znana jako prawo Avogadra.
Amedeo Avogadro (1776-1856) – włoski fizyk i chemik. Jego największe osiągnięcia to: Ustalenie, że woda ma wzór chemiczny H2O, a nie H2O, jak wcześniej sądzono; zaczął rozróżniać atomy i cząsteczki (właściwie wprowadził termin „cząsteczka”) oraz między „masą” atomową i „masą” cząsteczkową; sformułował swoją słynną hipotezę (prawo).
Liczba cząsteczek w jednym molu dowolnego gazu wynosi 6,022 -10″. Liczba ta nazywana jest stałą Avogadra i oznaczona symbolem A. (Ściśle mówiąc, nie jest ona bezwymiarowa wartość numeryczna, ale stała fizyczna o wymiarze mola”1.) Stała Avogadro to po prostu nazwa liczby 6,022-1023 (dowolne cząstki-atomy, cząsteczki, jony, elektrody, nawet wiązania chemiczne lub równania chemiczne).
Ponieważ jeden mol dowolnego gazu zawsze zawiera tę samą liczbę cząsteczek, z prawa Avogadra wynika, że jeden mol dowolnego gazu zawsze zajmuje tę samą objętość. Objętość tę dla warunków normalnych można obliczyć za pomocą równania stanu gazu doskonałego (4), przyjmując n = 1 i podstawiając do niego wartości stałej gazu R oraz standardową temperaturę i ciśnienie w jednostkach SI. Obliczenia te pokazują, że mol dowolnego gazu w normalnych warunkach ma objętość 22,4 dm3. Ilość ta nazywana jest objętością molową.
Gęstość gazu. Ponieważ jeden mol dowolnego gazu w normalnych warunkach zajmuje objętość 22,4 dm3, obliczenie gęstości gazu nie jest trudne. Na przykład jeden mol gazowego CO2 (44 g) zajmuje objętość 22,4 dm3. Wynika z tego, że gęstość CO2 w normalnych warunkach jest równa
Należy zauważyć, że obliczenia te opierają się na dwóch założeniach, a mianowicie: a) CO2 w normalnych warunkach podlega prawu Avogadra oraz b) CO2 jest gazem doskonałym i dlatego spełnia równanie stanu gazu doskonałego.
Później przekonamy się, że właściwości gazów rzeczywistych, a CO2 jest jednym z nich, w pewnych warunkach znacznie odbiegają od właściwości gazu doskonałego.
Gęstość wodoru
NA eksperymentalne ustalenie gęstości gazów i ich porównaniu z gęstością wodoru, oparto pierwsze w historii chemii oznaczenia „masy” cząsteczkowej wielu gazów i cieczy. W takich definicjach wodórowi zawsze przypisywano „masę” atomową równą jeden.
Terminy masa atomowa i masa cząsteczkowa oznaczają w przybliżeniu to samo, co współczesne terminy"względny masa atomowa„ i odpowiednio „względna masa cząsteczkowa”.
www.himikatus.ru
Prawo Avogadro
Sformułowanie prawa Avogadra
Prawo to sformułował włoski naukowiec Amedeo Avogadro w 1811 roku w formie hipotezy, a następnie otrzymał potwierdzenie eksperymentalne. Prawo to można również wyprowadzić z podstawowego równania molekularnego teoria kinetyczna:
Biorąc pod uwagę, że stężenie:
Z ostatniego wyrażenia liczba cząsteczek gazu:
Oczywiście w tych samych warunkach (to samo ciśnienie i temperatura) w równych objętościach liczba cząsteczek będzie taka sama.
Wnioski z prawa Avogadro
Z prawa Avogadra wynikają dwie ważne konsekwencje.
Wniosek 1 z prawa Avogadro. Jeden mol dowolnego gazu w tych samych warunkach zajmuje tę samą objętość.
W szczególności w normalnych warunkach objętość jednego mola gazu doskonałego wynosi 22,4 litra. Ta objętość nazywa się objętość molowa :
Wniosek 2 z prawa Avogadro. Stosunek mas równych objętości dwóch gazów jest dla tych gazów wartością stałą. Wielkość ta nazywana jest gęstością względną.
1.Chemia jest częścią nauk przyrodniczych. Procesy chemiczne. Typy związki chemiczne. Nomenklatura chemiczna. Nazewnictwo soli średnich, kwaśnych i zasadowych.
Chemia jest częścią nauk przyrodniczych.
Chemia to nauka o substancjach. Zajmuje się badaniem substancji i ich przemian, którym towarzyszą zmiany Struktura wewnętrzna substancje i strukturę elektronową oddziałujących atomów, ale nie wpływające na skład i strukturę jąder.
Znanych jest około 7 000 000 związków chemicznych, z czego 400 000 to związki nieorganiczne.
Chemia to jedna z podstawowych nauk. Jest częścią nauk przyrodniczych, nauk przyrodniczych. Jest powiązany z wieloma innymi naukami, takimi jak fizyka, medycyna, biologia, ekologia itp.
Procesy chemiczne.
Rodzaje związków chemicznych.
Nomenklatura chemiczna.
Obecnie o tytuł pierwiastki chemiczne posługują się trywialną i racjonalną nomenklaturą, przy czym ta ostatnia dzieli się na rosyjską, półsystematyczną (międzynarodową) i systematyczną.
W trywialny nomenklatura wykorzystuje historycznie ustalone Nazwy własne substancje chemiczne. Nie odzwierciedlają składu związków chemicznych. Używanie takich nazw jest najczęściej hołdem dla tradycji. Przykład: CaO – wapno palone, N2O – gaz rozweselający.
W nomenklaturze rosyjskiej do nazywania związków chemicznych używa się rdzeni nazw rosyjskich, a w nomenklaturze półsystematycznej - korzeni łacińskich. Czytanie wzorów związków chemicznych rozpoczyna się od prawej do lewej. Zarówno nomenklatura rosyjska, jak i półsystematyczna w pełni odzwierciedlają skład związków chemicznych. Przykład: CaO – tlenek wapnia (tlenek wapnia), N2O – półtlenek azotu (tlenek azotu I).
Aby ujednolicić i uprościć tworzenie nazw, Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej zaproponowała inny system tworzenia związków chemicznych. Zgodnie z tymi zasadami substancje te należy nazywać od lewej do prawej. Przykład: CaO – tlenek wapnia, N2O – tlenek diazotu.
Obecnie najczęściej stosowana jest nomenklatura rosyjska i półsystematyczna.
Nazewnictwo soli średnich, kwaśnych i zasadowych.
Przez skład chemiczny Wyróżnia się sole średnie, kwaśne i zasadowe. Istnieją również sole podwójne, mieszane i złożone. Większość soli, niezależnie od ich rozpuszczalności w wodzie, to mocne elektrolity.
Normalne sole.
2. Prawo Avogadro i jego konsekwencje.
Prawo Avogadra.
Amadeo Avogadro wysunął hipotezę w 1811 r., która została później potwierdzona danymi eksperymentalnymi i dlatego stała się znana jako prawo Avogadra:
Te same woluminy różne gazy w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zawierają tę samą liczbę cząsteczek.
Avogadro zaproponował, że cząsteczki prostych gazów składają się z dwóch identycznych atomów. Tak więc, gdy wodór łączy się z chlorem, ich cząsteczki rozkładają się na atomy, tworząc cząsteczki chlorowodoru. Z jednej cząsteczki chloru i jednej cząsteczki wodoru powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.
Konsekwencje prawa Avogadro.
Równe ilości substancji gazowych w tych samych warunkach (ciśnienie i temperatura) zajmują równe objętości. W szczególności: w normalnych warunkach 1 mol dowolnego gazu zajmuje objętość równą 22,4 litra. Objętość ta nazywana jest objętością molową gazu. Normalne warunki: 273 K, 760 mmHg. Sztuka. lub 1,01*10^5Pa.
Gęstości wszelkich substancji gazowych w tych samych warunkach (T, P) określa się jako ich masy molowe (molowe).
Stosunek gęstości - gęstość względna jednego gazu do drugiego ( Dwzgl.), wówczas stosunek mas molowych jest również równy Dwzgl.
Jeżeli gęstość względną gazu wyznacza się za pomocą wodoru lub powietrza, to wartość wynosi μ=2Dн i μ=29Dpowietrze. Gdzie 29 to masa molowa powietrza.
Jeśli jest gaz realne warunki, wówczas jego objętość oblicza się ze wzoru Mendelejewa-Clapeyrona:
P*V=(m/μ)*R*T, gdzie R=8,31 J/mol*K
Mieszanki gazowe.
Jeśli w mieszanina gazów nie ma interakcji, wówczas każdy gaz mieszaniny ma swoje indywidualne właściwości i podlega prawom omówionym wcześniej.
Skład mieszanin gazowych można wyrazić: masę, objętość, ułamki molowe.
Udział masowy gazu to stosunek masy gazu do masy całej mieszaniny gazów.
Udział objętościowy gazu to stosunek objętości gazu do objętości całej mieszaniny.
Ułamek molowy gazu to stosunek liczby moli gazu do liczby moli mieszaniny.
Jedna z konsekwencji prawa Avogadro: ułamek objętościowy = ułamek molowy.
Główne cechy mieszaniny gazów podsumowano na podstawie właściwości jej składników. Zatem całkowite ciśnienie mieszaniny gazów jest równe sumie ciśnień cząstkowych gazu.
3. Prawo ekwiwalentów. Równowartość. Równoważna masa i równoważna objętość. Równoważne masy związków złożonych.
Równowartość.
Odpowiednikiem substancji (pierwiastka) E jest jej ilość, która oddziałuje z jednym molem atomów wodoru lub, ogólnie, z jednym równoważnikiem dowolnej innej substancji (pierwiastka). Na przykład znajdźmy odpowiednik niektórych substancji: HCl - 1 mol, H2O. Jeden mol wodoru łączy się z 1 molem chloru i ½ atomów tlenu, a zatem odpowiedniki wynoszą odpowiednio 1 i ½.
Równoważna masa i równoważna objętość.
Masa równoważna (Em) to masa jednego równoważnika substancji (pierwiastka).
Masy zastępcze rozważanych wcześniej pierwiastków wynoszą Em(Cl) = 35,3 g/mol, Em(O) = 8 g/mol.
Masę równoważną dowolnego pierwiastka można wyznaczyć ze wzoru: Em = μ/CO, gdzie CO jest bezwzględną wartością stopnia utlenienia związków. Ponieważ większość pierwiastków ma zmienny stopień utlenienia, wartości ich odpowiedników w różnych związkach są różne. Na przykład znajdźmy
Jeżeli w zadaniu określone są objętości gazów, wówczas wygodniej jest zastosować koncepcję objętości równoważnej, obliczonej na podstawie prawa Avogadro. Objętość równoważna to objętość zajmowana na poziomie gruntu. jeden równoważnik substancji. A więc 1 mol wodoru, tj. 2g. Zajmuje objętość 22,4 litra, a więc 1 g. (tj. jedna masa równoważna) zajmie 11,2 litra. Podobnie można znaleźć równoważną objętość tlenu, która wynosi 5,6 litra.
Prawo ekwiwalentów.
Masy reagujących substancji i produktów reakcji są proporcjonalne do ich mas równoważnych. m1/m2=Em1/Em2
Dla reakcji chemicznej:
νаА+νвВ=νсС+νдД jest poprawne nEm(A)=nEm(B)=nEm(C)=nEm(D)
Gdzie nEm jest liczbą mas równoważnych. Jeśli zatem znana jest liczba mas równoważnych jednej z substancji, nie ma potrzeby obliczania liczby Em pozostałych substancji. Oczywiście liczba mas równoważnych jest równa stosunkowi masy substancji do masy równoważnej.
Prawo ekwiwalentów dla równoważnych objętości zapisuje się w następujący sposób:
Równoważne masy związków złożonych.
W oparciu o prawo mas zastępczych obowiązują następujące wzory na obliczenie Em:
Em(tlenek)=μ(tlenek)/∑COel-ta, gdzie ∑COel-ta to całkowity stopień utlenienia jednego z pierwiastków (jest równy iloczynowi stopnia utlenienia pierwiastka przez liczbę atomów ten element)
Em(sole)=μ(sole)/∑z, gdzie ∑z to całkowity ładunek jonu (kationu lub anionu).
Em(kwasy)=μ(kwasy)/nh(liczba zasadowa H)
Em(zasada)=μ(zasada)/non(kwasowość zasady – liczba OH)
H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O
3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O
Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4
4. Dwie zasady mechaniki kwantowej: dualizm korpuskularno-falowy i zasada nieoznaczoności.
Elektron jest obiektem mikrokosmosu iw swoim zachowaniu podlega specjalnym prawom, które nie są podobne do praw makrokosmosu. Ruch obiektów w mikroświecie opisują nie prawa mechaniki Newtona, ale prawa mechaniki kwantowej. Mechanika kwantowa opiera się na dwóch głównych zasadach.
Zasada dualizmu korpuskularno-falowego.
Zgodnie z tą zasadą zachowanie obiektów mikroświata można opisać jako ruch cząstki (korpuskuły) oraz jako proces falowy. Fizycznie nie da się tego sobie wyobrazić. Matematycznie opisuje to równanie De Broglie’a:
ק=(h*ν)/m*υ, gdzie ν jest długością fali odpowiadającą elektronowi o masie m i poruszającemu się z prędkością υ.
Zasada nieoznaczoności Heisenberga.
Dla elektronu nie jest możliwe określenie współrzędnej x i pędu z jakąkolwiek dokładnością (px=m*Vx, gdzie Vx jest prędkością elektronu w kierunku współrzędnej x)
Niepewności (błędy) naszej wiedzy o wielkościach x i px. Można mówić jedynie o probabilistycznym położeniu elektronu w tym miejscu. Im dokładniej zdefiniujemy x, tym bardziej niepewna staje się dla nas wartość px.
Te dwie zasady tworzą probabilistyczno-statystyczną naturę mechaniki kwantowej.
6. Kolejność napełniania atomów różnych pierwiastków elektronami (stany energetyczne elektronów w atomach wieloelektronowych). Wzory elektronowe atomów wieloelektronowych na przykładzie pierwiastków o okresach 2 i 3. Zasada Pauliego. Reguła Hunda. Wzory elektroniczne pierwiastków w stanie podstawowym i wzbudzonym na przykładzie atomów azotu, węgla i siarki.
Kolejność wypełniania stanów atomów elektronami różne elementy(stany energetyczne elektronów w atomach wieloelektronowych).
Zgodnie z zasadą minimalnej energii najdokładniejszym stanem atomu będzie taki, w którym elektrony są umieszczone na orbitali o najniższej energii. Stan atomu, który charakteryzuje się minimalna wartość energia elektronów nazywana jest masą (niewzbudzoną).
Kolejność wypełniania orbitali jest określana energetycznie:
1).zasada minimalnej energii
2).Zasada Pauliego
3).Reguła Hunda
Zasada najmniejszej energii
Zatem pojawienie się drugiego elektronu w atomie helu prowadzi do tego, że na efekt oddziaływania elektronu z dodatnim jądrem wpływa również siła odpychania między elektronami. Wraz z dalszym wzrostem elektronów, elektrony wewnętrzne lub rdzeniowe zapobiegają oddziaływaniu elektronów zewnętrznych z jądrem. Oznacza to, że elektrony wewnętrzne ekranują zewnętrzne. Z tego powodu atomy wieloelektronowe mają różne podpoziomy o odpowiednio różnych wartościach energii. Kolejność naprzemienności podpoziomów określają dwie reguły Klechkowskiego:
1). Niższa energia odpowiada podpoziomowi o niższej wartości sumy n+l
2). Dla tych samych wartości sumy niższa energia odpowiada podpoziomowi o niższej wartości m
Tabela. Podpoziom 4s ma niższą energię niż podpoziom 3d, ponieważ elektrony s są słabiej ekranowane niż elektrony d, ponieważ może przeniknąć bliżej rdzenia.
Zasada Pauliego
Atom nie może mieć dwóch elektronów o tym samym zestawie liczb kwantowych. Zatem jeden orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony o różnych spinach rotacyjnych.
Reguła Hunda
Poziom podrzędny jest wypełniony w taki sposób, aby ich łączny obrót był maksymalny. Oznacza to, że na niższym poziomie jest on najpierw wypełniany maksymalny numer komórki kwantowe.
7. Charakter zmiany właściwości chemicznych pierwiastków wraz ze wzrostem ich liczby atomowej.S-, P-, D-, F- elementy. Zależność pomiędzy konfiguracją elektronową atomów pierwiastków a ich położeniem w układzie okresowym.
Charakter zmian właściwości chemicznych pierwiastków wraz ze wzrostem ich liczby atomowej.
Wraz ze wzrostem liczby porządkowej w okresach właściwości niemetaliczne (kwasowe) rosną od lewej do prawej. Właściwości metaliczne (właściwości podstawowe) rosną w grupach. Prowadzi to do tego, że w pobliżu przekątnej rysujemy od lewej strony górny róg w prawym dolnym rogu znajdują się pierwiastki tworzące związki o charakterze amfoterycznym.
Ponadto okresową zmianę właściwości pierwiastków wraz ze wzrostem liczby atomowej tłumaczy się okresową zmianą struktury atomów, a mianowicie liczbą elektronów na ich zewnętrznych poziomach energii.
S -, P -, D -, F - elementy. Zależność pomiędzy konfiguracją elektronową atomów pierwiastków a ich położeniem w układzie okresowym.
Początek każdego okresu odpowiada początkowi rozwoju nowego poziomu energii. Numer okresu określa numer poziomu zewnętrznego. Jest zbudowany na elementach głównych podgrup. Te. elementy s i p. W przypadku elementów d wypełniany jest pierwszy poziom od zewnątrz. F- drugi jest na zewnątrz. Te. poziomy zewnętrzne i zabudowane nie zawsze pokrywają się. Ponieważ elementy d mają pierwszy poziom na zewnątrz wypełniony, i Właściwości chemiczne są zdeterminowane przede wszystkim strukturą zewnętrznego poziomu energii, wówczas właściwości chemiczne tych pierwiastków są do siebie podobne (na przykład wszystkie są metalami). Nie mają gwałtownej zmiany właściwości podczas przechodzenia z elementu na element. Jak na przykład elementy s i p. Właściwości pierwiastków f (lantanowców i aktynowców) są jeszcze bardziej podobne, ponieważ wypełniają one jeszcze głębsze podpoziomy.
10.Kowalencja w metodzie wiązań walencyjnych. Możliwości wartościowości atomów pierwiastków drugiego okresu w stanie podstawowym i wzbudzonym. Porównaj możliwości wartościowości (kowalencja) Si o,FIkl
Kowalencja w metodzie wiązań walencyjnych.
Każdy atom dostarcza jeden z pary elektronów. Łączna Pary elektronów, które tworzy z atomami innych pierwiastków, nazywane są kowalencją.
Możliwości wartościowości atomów pierwiastków drugiego okresu w stanie podstawowym i wzbudzonym.
Porównaj możliwości wartościowości (kowalencja) S i o, F I kl w ramach metody wiązań walencyjnych.
Na lekcji 23” Prawo Avogadro"z kursu" Chemia dla opornych„porozmawiajmy o roli badania gazów dla całej nauki, a także podajmy definicję prawa Avogadro. Tą lekcją otwieramy trzecią część kursu, zatytułowaną „Prawa stanu gazowego”. Zalecam przejrzenie poprzednich lekcji, ponieważ obejmują one podstawową chemię potrzebną do przestudiowania tego rozdziału.
Przedmowa do rozdziału
Słowo " Gaz” pochodzi od dobrze znanego greckiego słowa chaos. Chemicy zajęli się badaniem gazów znacznie później niż innymi substancjami. Solidne i substancje płynne znacznie łatwiej było rozpoznać i odróżnić się od siebie, a idea różnych „atmosfer” powstawała bardzo powoli. Dwutlenek węgla otrzymano z wapienia dopiero w 1756 r. Wodór odkryto w 1766 r., azot w 1772 r., a tlen w 1781 r. Pomimo późnego odkrycia gazów były to pierwsze substancje właściwości fizyczne które można wyjaśnić za pomocą prostych praw. Okazało się, że substancje w tym nieuchwytnym stanie poddawane są zmianom temperatury i ciśnienia, zachowują się znacznie lepiej proste prawa niż substancje stałe i płynne. Co więcej, jednym z najważniejszych testów teorii atomowej była jej zdolność do wyjaśniania zachowania gazów. Ta historia została opowiedziana w tym rozdziale.
Zamknąwszy próbkę gazu w zamkniętym naczyniu, możemy zmierzyć jego masę, objętość, ciśnienie na ściankach naczynia, lepkość, temperaturę, przewodność cieplną i prędkość rozchodzenia się dźwięku. Łatwo jest także zmierzyć szybkość wypływu (wypływu) gazu przez otwór w naczyniu oraz szybkość, z jaką jeden gaz dyfunduje (przenika) do drugiego. W tej części zostanie pokazane, że wszystkie te właściwości nie są od siebie niezależne, ale są ze sobą powiązane za pomocą dość prostej teorii opartej na założeniu, że gazy składają się z ciągle poruszających się i zderzających się cząstek.
Hipoteza wysunięta w 1811 roku przez Amedo Avogadro (1776-1856) odegrała niezwykle ważną rolę w rozwoju teorii atomowej. Avogadro to zasugerował Jednakowe objętości wszystkich gazów, w tej samej temperaturze i ciśnieniu, zawierają taką samą liczbę cząsteczek. Oznacza to, że gęstość gazu musi być proporcjonalna do masy cząsteczkowej tego gazu. Gęstość gazu to jego masa na jednostkę objętości, mierzona w gramach na mililitr (g/ml).
Hipotezę Avogadra dostrzeżono dopiero 50 lat później, co po licznych testach zostało potwierdzone i z hipotezy przekształciło się w Prawo Avogadro. Na znak spóźnionego uznania naukowca, który został niezasłużenie zignorowany, nazwano następnie liczbę cząsteczek w molu substancji Liczby Avogadro, równe 6,022·10 23.
Jeśli zastosujemy prawo Avogadra, to liczba cząsteczek gazu, a zatem liczba N jego mole muszą być proporcjonalne do objętości V gaz:
- Liczba moli gazu n = k V (przy stałych P i T)
W tym równaniu k— współczynnik proporcjonalności w zależności od temperatury T i ciśnienie P.
Na lekcji 23” Prawo Avogadro„Zbadaliśmy jeden z wielu wzorców charakterystycznych dla gazów. W tym rozdziale omówimy inne zależności, które wiążą ciśnienie gazu P, jego objętość V, temperaturę T i liczbę moli n w danej próbce gazu. Mam nadzieję, że lekcja była pouczająca i zrozumiała. Jeśli masz jakieś pytania, napisz je w komentarzach. Jeśli nie ma pytań, przejdź do następnej lekcji.
Przewidywanie wyników badań, przewidywanie schematu, odczuwanie wspólnych źródeł – to wszystko świadczy o kreatywności duża liczba eksperymentatorów i naukowców. Najczęściej prognoza dotyczy wyłącznie obszaru zatrudnienia badacza. Mało kto ma odwagę zaangażować się w prognozowanie długoterminowe, znacznie wyprzedzające swoją epokę. Włoch Amedeo Avogadro miał więcej niż wystarczającą odwagę. Z tego powodu ten naukowiec jest obecnie znany na całym świecie. A prawo Avogadro jest nadal używane przez wszystkich chemików i fizyków na planecie. W tym artykule porozmawiamy szczegółowo o nim i jego autorze.
Dzieciństwo i studia
Amedeo Avogadro urodził się w Turynie w 1776 r. Jego ojciec Philippe pracował jako urzędnik w wydziale sądowym. W sumie w rodzinie było ośmioro dzieci. Wszyscy przodkowie Amedeo byli prawnikami w kościół katolicki. Młody człowiek również nie odstąpił od tradycji i zajął się orzecznictwem. W wieku dwudziestu lat miał już doktorat.
Z biegiem czasu praktyka prawnicza przestała interesować Amedeo. Zainteresowania młody człowiek leżeć w innym miejscu. Już w młodości uczęszczał do szkoły fizyki eksperymentalnej i geometrii. Wtedy właśnie obudziła się w przyszłym naukowcu miłość do nauki. Z powodu luk w wiedzy Avogadro rozpoczął samokształcenie. Amedeo ma już 25 lat i jest wszystkim czas wolny poświęcony studiowaniu matematyki i fizyki.
Działalność naukowa
Na pierwszym etapie działalność naukowa Amedeo zajmował się badaniem zjawisk elektrycznych. Zainteresowanie Avogadra wzrosło po odkryciu źródła prądu elektrycznego przez Volta w 1800 roku. Nie mniej interesujące dla młodego naukowca były dyskusje Volty i Galvaniego na temat natury elektryczności. I w ogóle wtedy ten teren znajdował się w czołówce nauki.
W latach 1803 i 1804 Avogadro wraz ze swoim bratem Felicją przedstawili naukowcom z Akademii Turyńskiej dwie prace, odkrywając teorie zjawisk elektrochemicznych i elektrycznych. W 1804 roku Amedeo został członkiem korespondentem tej akademii.
W 1806 roku Avogadro dostał pracę jako nauczyciel w Liceum w Turynie. Trzy lata później naukowiec przeniósł się do Liceum Vercelli, gdzie przez dziesięć lat uczył matematyki i fizyki. W tym okresie Amedeo czytał dużo literatury naukowej, sporządzając przydatne fragmenty książek. Prowadził ich do końca życia. Zgromadziło się aż 75 tomów po 700 stron każdy. Treść tych książek mówi o wszechstronności zainteresowań naukowca i ogromie pracy, jaką wykonał.
Życie osobiste
Amedeo dość późno ułożył życie rodzinne, bo przekroczył już trzecią dekadę życia. Pracując w Vercelli poznał Annę di Giuseppe, która była znacznie młodsza od naukowca. Z tego małżeństwa urodziło się ośmioro dzieci. Żadne z nich nie poszło w ślady ojca.
Prawo Avogadro i jego konsekwencje
W 1808 roku Gay-Lussac (we współpracy z Humboldtem) sformułował zasadę relacji objętościowych. Prawo to stanowiło, że związek między objętościami reagujących gazów można wyrazić prostymi liczbami. Na przykład 1 objętość chloru w połączeniu z 1 objętością wodoru daje 2 objętości chlorowodoru itp. Ale to prawo nic nie dało, ponieważ po pierwsze nie było szczególnej różnicy między pojęciami korpuskuły, cząsteczki, atomu, a po drugie, naukowcy mieli różne zdania o składzie cząstek różnych gazów.
W 1811 roku Amedeo rozpoczął wnikliwą analizę wyników badań Gay-Lussaca. W rezultacie Avogadro zdał sobie sprawę, że prawo relacji objętościowych pozwala nam zrozumieć strukturę cząsteczki gazu. Postawił hipotezę: „Liczba cząsteczek dowolnego gazu w tej samej objętości jest zawsze taka sama”.
Odkrycie prawa
Przez całe trzy lata naukowiec kontynuował eksperymenty. W rezultacie pojawiło się prawo Avogadro, które brzmi tak: „Równe objętości substancji gazowych w tej samej temperaturze i ciśnieniu zawierają tę samą liczbę cząsteczek. A masę cząsteczek można wyznaczyć na podstawie gęstości różnych gazów.” Na przykład, jeśli 1 litr tlenu zawiera taką samą liczbę cząsteczek, jak 1 litr wodoru, wówczas stosunek gęstości tych gazów jest równy stosunkowi mas cząsteczek. Naukowiec zauważył również, że cząsteczki gazów nie zawsze składają się z pojedynczych atomów. Dopuszczalna jest obecność zarówno różnych, jak i identycznych atomów.
Niestety w czasach Avogadra prawa tego nie można było udowodnić teoretycznie. Umożliwiło to jednak eksperymentalne ustalenie składu cząsteczek gazu i określenie ich masy. Kierujmy się logiką takiego rozumowania. Podczas eksperymentu stwierdzono, że stosunek ilości pary wodnej zawartej w gazie oraz objętości wodoru i tlenu wynosi 2:1:2. Z tego faktu można wyciągnąć różne wnioski. Po pierwsze: cząsteczka wody składa się z trzech atomów, a cząsteczki wodoru i tlenu składają się z dwóch. Drugi wniosek jest również całkiem trafny: cząsteczki wody i tlenu są dwuatomowe, a cząsteczki wodoru są jednoatomowe.
Przeciwnicy hipotezy
Prawo Avogadra miało wielu przeciwników. Częściowo wynikało to z faktu, że w tamtych czasach nie było prostego i jasnego zapisu równań i wzorów reakcji chemicznych. Głównym krytykiem był Jens Berzelius, szwedzki chemik o niekwestionowanym autorytecie. Uważał, że wszystkie atomy mają ładunki elektryczne, a same cząsteczki składają się z atomów o przeciwnych ładunkach, które się przyciągają. Zatem atomy wodoru miały ładunek dodatni, a atomy tlenu - ładunek ujemny. Z tego punktu widzenia cząsteczka tlenu składająca się z 2 jednakowo naładowanych atomów po prostu nie istnieje. Ale jeśli cząsteczki tlenu są nadal jednoatomowe, to w reakcji azotu z tlenem stosunek objętości powinien wynosić 1:1:1. To stwierdzenie zaprzecza eksperymentowi, w którym z 1 litra tlenu i 1 litra azotu otrzymano 2 litry tlenku azotu. Z tego powodu Berzelius i inni chemicy odrzucili prawo Avogadra. W końcu absolutnie nie odpowiadało to danym eksperymentalnym.
Odrodzenie prawa
Do lat sześćdziesiątych XIX wieku w chemii obserwowano arbitralność. Ponadto obejmował zarówno ocenę mas cząsteczkowych, jak i opis reakcji chemicznych. O skład atomowy substancji złożonych, istniało na ogół wiele błędnych przekonań. Niektórzy naukowcy planowali nawet porzucić teorię molekularną. I dopiero w 1858 roku włoski chemik Cannizzaro znalazł w korespondencji Bertholleta i Ampere wzmiankę o prawie Avogadro i jego konsekwencjach. Uporządkowało to ówczesny zagmatwany obraz chemii. Dwa lata później Cannizzaro mówił o prawie Avogadra w Karlsruhe przy ul Międzynarodowy Kongres w chemii. Jego raport wywarł niezatarte wrażenie na naukowcach. Jeden z nich powiedział, że jakby ujrzał światło, zniknęły wszelkie wątpliwości, a w zamian pojawiło się poczucie pewności.
Po rozpoznaniu prawa Avogadro naukowcy mogli nie tylko określić skład cząsteczek gazu, ale także obliczyć masy atomowe i cząsteczkowe. Wiedza ta pomogła w obliczeniu stosunków masowych odczynników w różnych reakcje chemiczne. I było to bardzo wygodne. Mierząc masę w gramach, badacze mogli manipulować cząsteczkami.
Wniosek
Od odkrycia prawa Avogadro minęło wiele czasu, ale nikt nie zapomniał o twórcy teorii molekularnej. Logika naukowca była nienaganna, co potwierdziły później obliczenia J. Maxwella oparte na kinetycznej teorii gazów, a następnie badania eksperymentalne (ruchy Browna). Określono także, ile cząstek mieści się w molu każdego gazu. Tę stałą, 6.022.1023, nazwano liczbą Avogadro, uwieczniając imię wnikliwego Amedeo.